Transcript Clase de Termoquímica ppt

QUIMICA GENERAL
Termoquímica
Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.
La energía es la capacidad para realizar trabajo
-
La energía radiante proviene del Sol y es la
fuente de energía primaria de la Tierra.
-
La energía térmica es la energía asociada con el
movimiento arbitrario de átomos y moléculas.
-
La energía química es la energía almacenada
dentro de los enlaces de las sustancias químicas.
-
La energía nuclear es la energía almacenada
dentro del núcleo por los neutrones y protones en
el átomo.
.
6.1
Cambios de energía en reacciones químicas
Casi todas las reacciones químicas absorben o producen energía,
generalmente en forma de calor. El calor es la transferencia de energía
térmica entre dos cuerpos que están a temperaturas diferentes.
Generalmente se habla de calor absorbido o calor liberado para describir los
cambios energéticos que ocurren durante un proceso.
La temperatura es una medida de la energía
térmica
temperatura = energía térmica
900C
6.2
La termoquímica es el estudio de cambio de calor de
reacciones químicas.
El sistema es la porción específica del universo que es de
interés en el estudio.
Sistema abierto: puede intercambiar masa y energía, por lo
general en forma de calor, con su alrededor.
Sistema cerrado: Permite transferencia de energía pero no
de masa
Sistema aislado: No permite transferencia de masa ni de
energía.
6.2
La termoquímica es el estudio de cambio de calor de
reacciones químicas.
El sistema es la porción específica del universo que es de
interés en el estudio.
abierto
Intercambio: masa y energía
cerrado
energía
aislado
nada
6.2
Un proceso exotérmico es cualquier proceso que emite calor transfiere la energía térmica del sistema al entorno o vecindad.
2H2 (g) + O2 (g)
H2O (g)
2H2O (l) + energía
H2O (l) + energía
Un proceso endotérmico es cualquier proceso en el que el
entorno tiene que suministrar calor al sistema.
Energía + 2HgO (s)
Energía + H2O (s)
2Hg (l) + O2 (g)
H2O (l)
6.2
Entalpia: Para medir el calor absorbido o liberado por un
sistema durante un proceso a presión constante, se utiliza la
propiedad llamada entalpia, que se representa por el símbolo H
y se define como E+PV. La entalpia es una propiedad
extensiva, depende de la cantidad de materia. Es imposible
determinar la cantidad de entalpia, de una sustancia, por lo
tanto lo que se le mide realmente es el cambio de entalpia DH
La entalpia de reacción, DH es la diferencia entre la entalpia de
los productos y las entalpias de los reactivos.
DH= H( productos) – H (reactivos)
En otras palabras DH representa el calor absorbido o liberado durante una
reacción. La entalpia de reaccion puede ser positiva o negativa, segun el
proceso endotermico, DH positivo . Para un proceso exotermico DH es
negativo
6.2
Exotérmico
Endotérmico
6.2
La termodinámica es el estudio de la interconversión del
calor y otras clases de energía.
Las funciones de estado son las propiedades que están
determinadas por el estado físico del sistema,
independientemente de cómo se alcanzó esa condición.
energía, presión, volumen, temperatura
E = Efinal - Einicial
DP = Pfinal - Pinicial
DV = Vfinal - Vinicial
DT = Tfinal - Tinicial
La energía potencial del excursionista 1 y el
excursionista 2 es la misma aun cuando ellos
tomaron caminos diferentes.
6.3
Primera Ley de Termodinámica - la energía
puede ser convertida de una forma a otra, pero no
puede ser creada o destruida.
DEsistema + DEentorno = 0
o
DEsistema = -DEentorno
C3H8 + 5O2
3CO2 + 4H2O
Reacción química exotérmica
Energía química liberada por combustión = Energía absorbida por el entorno
sistema
entorno
6.3
Expresión matemática de la primera ley DEsistema
DE = q + w
DE es el cambio en la energía interna del sistema
q es el cambio de calor entre el sistema y el entorno
w es el trabajo hecho por el sistema
w = -PDV cuando un gas se expande en contra de una presión
externa constante
DE = q + w
6.3
Entalpia (H) es la cantidad de calor liberado o absorbido en condiciones
de presión constante
DH = H (productos) – H (reactivos)
DH = calor liberado o absorbido a presión constante
Hproductos < Hreactivos
DH < 0
Hproductos > Hreactivos
DH > 0
6.4
Ecuaciones termoquímicas
¿Es DH negativo o positivo?
El sistema absorbe calor
Endotérmico
DH > 0
Cada mol de hielo que se funde a 00C y 1 atm
absorbe 6.01 kJ
H2O (s)
H2O (l)
DH = 6.01 kJ
6.4
Ecuaciones termoquímicas
¿Es DH Negativo o positivo?
El sistema emite el calor
Exotérmico
DH < 0
Para cada mol de metano que se quema a 250C y 1
atm se liberan -890.4 KJ
CH4 (g) + 2O2 (g)
CO2 (g) + 2H2O (l) DH = -890.4 kJ
6.4
Ecuaciones termoquímicas
•
Los coeficientes estequiométricos siempre se refieren al
número de moles de una sustancia
H2O (s)
•
H2O (l)
DH = 6.01 kJ
Si se invierte una reacción, el signo de ∆H también se
invierte
DH = -6.01 kJ
H2O (l)
H2O (s)
6.4
Ecuaciones termoquímicas
Ley de Lavoiser - Laplace
En toda reacción química el cambio entálpico tiene
igual valor absoluto que el cambio entálpico de la
reacción inversa, pero signo contrario. Por lo tanto,
si la reacción es exotérmica en un sentido resultará
endotérmica en sentido contrario, y viceversa.
•
Si se multiplican ambos lados de la ecuación por un
factor, entonces ∆H deben multiplicarse por el mismo
factor.
2H2O (s)
2H2O (l)
DH = 2 x 6.01 = 12.0 kJ
6.4
Ecuaciones termoquímicas
•
Los estados físicos de todos los reactivos y productos deben
ser especificados en ecuaciones termoquímicas.
H2O (s)
H2O (l)
DH = 6.01 kJ
H2O (l)
H2O (g)
DH = 44.0 kJ
¿Cuánto calor se libera al quemar 266 g de fósforo blanco
(P4) en el aire?
P4 (s) + 5O2 (g)
266 g P4 x
P4O10 (s)
1 mol P4
123.9 g P4
x
DH = -3013 kJ
3013 kJ
= 6470 kJ
1 mol P4
6.4
Calorimetría: El estudio de la calorimetría, la medición de los
cambios de calor, depende de la comprensión de los
conceptos de calor específico y la capacidad calorífica
C=mxs
m: masa de la sustancia en gramos
s: calor especifico
C: capacidad calorica.
Calor (q) absorbido o liberado:
q = m x s x Dt
q = C x Dt
(cambio de temperatura) Dt = tfinal - tinicial
6.5
El calor específico (s) de una sustancia es la cantidad de
calor (q) requerido para elevar la temperatura de un gramo de
la sustancia en un grado Celsius
La capacidad calorífica (C) de una sustancia es la cantidad
de calor (q) requerido para elevar la temperatura de una masa
dada (m) de sustancia en un grado Celsius.
C=mxs
Calor (q) absorbido o liberado:
q = m x s x Dt
q = C x Dt
Dt = tfinal - tinicial
6.5
¿Cuánto calor es emitido cuando se enfría una barra de
hierro de 869 g desde 940C hasta 50C?
C de Fe = 0.444 J/g • 0C
Dt = tfinal – tinicial = 50C – 940C = -890C
q = mcDt = 869 g x 0.444 J/g • 0C x –890C = -34,000 J
6.5
Calorímetro a volumen constante
El calor libreado por la muestra al encender
en su reacción de combustión, es
absorbido por el agua y el calorímetro.
qsistema = qagua + qbomba + qrxn
qsistema = 0
qrxn = - (qagua + qbomba)
qagua = m x s x Dt
qbomba = Cbomba x Dt
Reacción a V constante
DH = qrxn
DH ~ qrxn
¡No entra ni sale nada de calor!
6.5
Calorímetro a presión constante
Calorímetro a presión constante construido con
dos vasos desechables de espuma de
polietileno, el vaso exterior aísla el sistema del
exterior. El calor producido o absorbido por la
reacción se puede determinar midiendo el
cambio de la temperatura.
qsistema = qagua + qcal + qrxn
qsistema = 0
qrxn = - (qagua + qcal)
qagua = m x s x Dt
qcal = Ccal x Dt
Reacción a P constante
DH = qrxn
¡No sale ni entra nada de calor!
6.5
6.5
La química en acción
Valores de combustible de productos alimenticios y otras sustancias
6CO2 (g) + 6H2O (l) DH = -2801 kJ/mol
C6H12O6 (s) + 6O2 (g)
1 cal = 4.184 J
1 Kcal = 1000 cal = 4184 J
Sustancia
DHcombustión (kJ/g)
Manzana
-2
Carne
-8
Cerveza
-1.5
Gasolina
-34
¿Por qué no hay ningún modo de medir el valor
absoluto de la entalpía de una sustancia? ¿Debo medir
el cambio de entalpía para cada reacción de interés?
Establezca una escala arbitraria con la entalpía estándar de
formación (DHf0) como punto de referencia para todas las
expresiones de entalpía.
Entalpía estándar de formación (DH0) es el cambio de calor que
f
ocurre cuando se forma un mol de cualquier compuesto a partir de sus
elementos puros a una presión de 1 atm. El superíndice “º” representa
condiciones del estado estándar y el subíndice “f” significa de
formación.
La entalpía estándar de formación de cualquier elemento en su forma
más estable es igual a cero.
DH0f (O2) = 0
DH0f (O3) = 142 kJ/mol
DH0f (C, grafito) = 0
DH0f (C, diamante) = 1.90 kJ/mol
6.6
6.6
La entalpía estándar de reacción (∆H0)rxn es la entalpía de
una reacción a 25°C y 1 atm.
aA + bB
cC + dD
DH0rxn = [ cDH0f (C) + dDH0f (D) ] - [ aDH0f (A) + bDH0f (B) ]
DH0rxn = S nDH0f (productos)- S mDHf0 (reactivos)
Ley de Hess: Cuando los reactivos son convertidos a
productos, el cambio de entalpía es el mismo si la reacción
ocurre en un paso o en una serie de pasos.
(La entalpía es una función de estado. No importa el
camino tomado, solamente los estados inicial y final.)
6.6
Método directo: Se utiliza para compuesto que se pueden
sintetizar con facilidad a partir de sus elementos.
Método Indirecto: Muchos compuestos no se pueden
sintetizar directamente, o la reacción es demasiado
lenta. Para ello se utiliza la ley de Hess de la
sumatoria de los calores. En otras palabras se puede
separar la reacción de interés en una seria de
reacciones para las cuales se puede medir el valor de
entalpia de reacción. DH0rxn
Y de esta manera calcular la entalpia de la reacción
total.
6.6
Método Directo
C (grafito) + 1/2O2 (g)
CO (g)
CO (g) + 1/2O2 (g)
CO2 (g)
C (grafito) + O2 (g)
CO2 (g)
6.6
Calcule la entalpía estándar de formación de CS2 (l) a partir de las
siguientes reacciones ( Método Indirecto)
C(grafito) + O2 (g)
S(rómbico) + O2 (g)
CS2(l) + 3O2 (g)
CO2 (g)
DH0 rxn
= -393.5 kJ
SO2 (g)
DH0rxn = -296.1 kJ
CO2 (g) + 2SO2 (g)
0 = -1072 kJ
DHrxn
1. Escribir la reacción de formación para CS2
C(grafito) + 2S(rómbico)
CS2 (l)
2. Sumar las tres ecuaciones algebraicamente.
C(grafito) + O2 (g)
CO2 (g) DH0 rxn = -393.5 kJ
2S(rómbico) + 2O2 (g)
2SO2 (g) DH0rxn = -296.1x2 kJ
+ CO2(g) + 2SO2 (g)
CS2 (l) + 3O2 (g)
0 = +1072 kJ
DHrxn
C(grafito) + 2S(rómbico)
CS2 (l)
0 = -393.5 + (2x-296.1) + 1072 = 86.3 kJ
DH
rxn
6.6
El benceno (C6H6) se quema en presencia de aire para producir
el dióxido de carbono y el agua líquida. ¿Cuánto calor se libera
por cada mol de benceno quemado? La entalpía estándar de
formación del benceno es 49.04 kJ/mol.
2C6H6 (l) + 15O2 (g)
12CO2 (g) + 6H2O (l)
DH0rxn = S nDH0f (productos)- S mDHf0 (reactivos)
DH0rxn = [ 12DH0f (CO2) + 6DH0f (H2O)] - [ 2DH0f (C6H6)]
DH0rxn = [ 12x–393.5 + 6x–187.6 ] – [ 2x49.04 ] = -5946 kJ
-5946 kJ
= - 2973 kJ/mol C6H6
2 mol
6.6